《高中化学竞赛酸碱解离平衡精选文档.ppt》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高中化学竞赛酸碱解离平衡精选文档.ppt（80页珍藏版）》请在taowenge.com淘文阁网|工程机械CAD图纸|机械工程制图|CAD装配图下载|SolidWorks_CaTia_CAD_UG_PROE_设计图分享下载上搜索。
1、高中化学竞赛酸碱解离平衡本讲稿第一页，共八十页一一.酸碱理论酸碱理论 Arrhenius(阿仑尼乌斯阿仑尼乌斯)1887年年酸酸碱碱电电离离理理论论：凡凡是是在在水水溶溶液液中中能能够够电电离离产产生生的的阳阳离离子子全全部部都都是是H+的的化化合合物物叫叫酸酸（acid）；电电离离时时产产生生的的阴阴离离子子全全部部是是OH 的的化化合合物物叫叫碱碱（base）局限：无法解释局限：无法解释NaCO3，Na3PO4 呈碱性；呈碱性；NH4Cl现酸性的事实；现酸性的事实；无法解释非水溶液中的酸碱行为无法解释非水溶液中的酸碱行为液氨中：液氨中：NH4+NH2-=2 NH3本讲稿第二页，共八十页(一
2、一).酸碱质子理论酸碱质子理论（BrBr nsted-Lowry nsted-Lowry 质子理论）质子理论）能给出能给出H+的物质为酸的物质为酸 能与能与H+结合的物质为碱结合的物质为碱NH4+NH3 +H+Al(H2O)63+Al(H2O)5(OH)2+H+HCO3 CO32 +H+酸酸 碱碱 +H+本讲稿第三页，共八十页2.酸碱电离平衡（质子理论）酸碱电离平衡（质子理论）酸酸 H+碱碱 共轭关系共轭关系 共轭酸共轭酸 共轭碱共轭碱 HCl H+Cl 酸在水中的电离（酸在水中的电离（酸碱必须同时存在酸碱必须同时存在）HCl +H2O H3O+Cl （全部）（全部）酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱
3、碱1 NH4+H2O H3O+NH3 （可逆）（可逆）酸酸1 碱碱2 酸酸2 碱碱1H+H+H+H2CO3HCO3-;HCO3-CO32-H3PO4H2PO4-；H2PO4-HPO42-；HPO42-PO43-本讲稿第四页，共八十页2.2.酸碱电离平衡（质子理论）酸碱电离平衡（质子理论）酸碱电离平衡（质子理论）酸碱电离平衡（质子理论）碱碱在水中的电离（在水中的电离（酸碱必须同时存在酸碱必须同时存在）Ac +H2O HAc +OH （可逆）（可逆）碱碱1 酸酸2 酸酸1 碱碱2 酸碱反应酸碱反应H+“有酸才有碱，有碱才有酸有酸才有碱，有碱才有酸 酸中有碱，碱可变酸酸中有碱，碱可变酸 ”（酸碱相互
4、依存和转化）（酸碱相互依存和转化）本讲稿第五页，共八十页3.3.酸碱的强弱酸碱的强弱酸碱的强弱酸碱的强弱取决于（取决于（1 1）酸碱本身释放质子和接受质子的能力）酸碱本身释放质子和接受质子的能力 （2 2）溶剂接受和释放质子的能力）溶剂接受和释放质子的能力例如：例如：HAc HAc 在水中为弱酸，在水中为弱酸，但在液氨中为强酸（拉平效应）但在液氨中为强酸（拉平效应）HClHCl、HBrHBr、HIHI在水中电离无区别，但在甲醇中电离能力明显不在水中电离无区别，但在甲醇中电离能力明显不同（区分效应）同（区分效应）酸碱的强弱酸碱的强弱 用用 Ka(Ka(电离平衡常数）来表征如：电离平衡常数）来表征
5、如：本讲稿第六页，共八十页(二二)、LewisLewis的酸碱电子理论的酸碱电子理论1Lewis的酸碱电子理论的提出的酸碱电子理论的提出质子理论无法解释质子理论无法解释:如如SnCl4、AlCl3等的酸碱性行为等的酸碱性行为2理论要点：理论要点：凡凡可可以以接接受受电电子子对对的的分分子子、原原子子团团、离离子子为为酸酸（electron pair acceptor）；）；凡凡可可以以给给出出电电子子对对的的物物质质为为碱碱（electron pair donor）。）。本讲稿第七页，共八十页3酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是形成配位键酸碱反应的实质：酸碱反应的实质是形成配位键的反应；碱提供电
6、子对，酸以空轨道接受电子对形成的反应；碱提供电子对，酸以空轨道接受电子对形成配位键。配位键。H :OH HOH AlCl3 Cl AlCl4 Cu2+4:NH3 Cu2+4(NH3)4Lewis的电子理论有关酸、碱的划分的电子理论有关酸、碱的划分凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；凡金属阳离子及缺电子的分子都是酸；凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。凡与金属离子结合的阴离子或中性分子都是碱。本讲稿第八页，共八十页5Lewis的酸碱电子理论的优缺点：的酸碱电子理论的优缺点：优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应优点：一切化学反应都可概括为酸碱反应缺点：太笼统，不易掌握酸碱的特性缺点：太笼统，不
7、易掌握酸碱的特性 无法判断酸碱性的强弱无法判断酸碱性的强弱本讲稿第九页，共八十页(三)、软硬酸碱理论硬酸：硬酸：半径小，电荷高的离子如碱土金半径小，电荷高的离子如碱土金 属离子和属离子和Ti4+,Fe3+,Al3+,Ln3+等等软酸：软酸：半径大，电荷低的离子如半径大，电荷低的离子如 Ag+,Pt2+,Hg2+等等硬碱：硬碱：半径小，变形小的阴离子如半径小，变形小的阴离子如F,O2等等软碱：软碱：半径大，变形大的阴离子如半径大，变形大的阴离子如I ,Br ClO4 等等n n优点优点：比电子理论更广泛的范围比电子理论更广泛的范围 可以解释化合物的稳定性可以解释化合物的稳定性规则：硬亲硬，软亲软
8、规则：硬亲硬，软亲软本讲稿第十页，共八十页本讲稿第十一页，共八十页本讲稿第十二页，共八十页配合物的形成规律配合物的形成规律生生成成稳稳定定配配合合物物反应速度快反应速度快生生成成物物不不稳稳定定或或不不能能形成，反应速度慢形成，反应速度慢Bi3+（交界酸）（交界酸）+6Br-（交界碱）（交界碱）BiBr63-Cu2+（交界酸）（交界酸）+4NH3（硬碱）（硬碱）Cu（NH3）42+Pd2+（软酸）（软酸）+4Br-（交界碱）（交界碱）PdBr42-生成物较稳定生成物较稳定反应速度适中反应速度适中本讲稿第十三页，共八十页例例 用软硬酸碱理论解释配位离子的稳定性次序用软硬酸碱理论解释配位离子的稳定
9、性次序 （1）HgI42 HgBr42 HgCl42 HgF42 （2）Al F63 AlCl63 AlBr63 AlI63 解解 Hg2 为软酸，而从为软酸，而从I 至至F 半径减小，从软碱向硬半径减小，从软碱向硬 碱碱过渡，过渡，HgI42更稳定。更稳定。Al3 为硬酸，从为硬酸，从F 至至I半径依次增大，从硬碱向软碱过渡，半径依次增大，从硬碱向软碱过渡，Al F63更稳定。更稳定。本讲稿第十四页，共八十页n对配合物中异性双基配位体（对配合物中异性双基配位体（SCN-、CNO-、CN-）配位原子选择的解释：）配位原子选择的解释：nO、N硬碱硬碱nFe-（NCS）63-Ta-（NCS）6-n
10、C、S软碱软碱nHg-（SCN）42-Cd-（SCN）42-n异双核配合物：异双核配合物：Hg-（SCN）4-Co 本讲稿第十五页，共八十页判断溶解度nAlF3AlCl3AlBr3AgClAgBrAgIn酸的硬度：Ba2+Fe2+Hg2+nBaSFeSHgSH2O含有电负性高的氧原子，是一种硬碱，但介于含有电负性高的氧原子，是一种硬碱，但介于F-与其它与其它卤素离子之间卤素离子之间,碱的硬度：碱的硬度：F-Cl-Br-I-而卤化银中而卤化银中Ag+是软酸，与是软酸，与Cl-、Br-、I-键合较水强，这些盐溶键合较水强，这些盐溶解度就小，但解度就小，但Ag+与与F-键合较水弱，键合较水弱，AgF
11、溶解度就大。溶解度就大。本讲稿第十六页，共八十页8 1 2 水的解离平衡和溶液的水的解离平衡和溶液的 pH 1 水的离子积常数水的离子积常数 平衡常数表达式平衡常数表达式 K H+OH，称其，称其为为水的离子水的离子积积常数，常数，经经常用常用 Kw 表示。常温下表示。常温下 Kw 1.01014。Kw 与反应与反应的的 rGm 有关系，由有关系，由 Kw 可求得上述反可求得上述反应应的的rGm值值。rGm =-79.87kJmol-1 H2OH2O H3O+OH 或或 H2O H+OH 本讲稿第十七页，共八十页2 溶液的溶液的 pH pHlgH+pOHlgOH 因因为为常温下：常温下：Kw
12、H+OH 1.01014故常温下有故常温下有：pHpOH14 但当某温度下，水的离子但当某温度下，水的离子积积常数常数 Kw不等于不等于 1.01014，p Kw 不等于不等于14时时，中性溶液中，中性溶液中 pH=pOH，但都不等，但都不等于于 7。pH=pOH 是中性溶液的根本是中性溶液的根本标标志。志。本讲稿第十八页，共八十页8 1 弱酸和弱碱的解离平衡弱酸和弱碱的解离平衡8 1 1 一元弱酸、弱碱的解离平衡一元弱酸、弱碱的解离平衡1 解离平衡常数解离平衡常数 醋酸醋酸 CH3COOH(经常简写做经常简写做 HAc)溶液中存在着平衡：溶液中存在着平衡：或：或：HAc H2O H3O+Ac
13、 HAc H+Ac本讲稿第十九页，共八十页 其平衡常数表达式可写成：其平衡常数表达式可写成：式中式中 Ka 是酸式解离平衡常数是酸式解离平衡常数，H+、Ac 和和 HAc 分别表示分别表示 H+、Ac 和和 HAc 的平衡浓度。的平衡浓度。若用若用 c0 表示醋酸溶液的起始浓度，则有：表示醋酸溶液的起始浓度，则有：本讲稿第二十页，共八十页 当当电电离平衡常数离平衡常数 K 很小，酸的起始很小，酸的起始浓浓度度 c0 较较大大时时，则则有有 c0H+，于是上式可，于是上式可简简化成化成：适用条件：适用条件：c0 400 Ka；一元弱酸体系一元弱酸体系。所以：所以：本讲稿第二十一页，共八十页 作作
14、为为弱碱，氨水也弱碱，氨水也发发生部分解离，存在下列平衡生部分解离，存在下列平衡：其解离平衡常数可表示为：其解离平衡常数可表示为：式中式中 Kb 是弱碱的解离平衡常数是弱碱的解离平衡常数，c0 表示碱的起始浓表示碱的起始浓度，度，OH 代表代表平衡平衡时时体系中体系中 OH 的的浓浓度。度。NH3 H2O NH4+OHKb 当当c0 400 Kb 时时，有，有本讲稿第二十二页，共八十页 Ka，Kb 值值越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的越大，表示弱酸、弱碱解离出离子的趋势趋势越大。越大。一般把一般把 Ka 小于小于10的酸称的酸称为为弱酸弱酸。一元弱酸一元弱酸一元弱碱一元弱碱HClO2.9108
15、(CH3)2NH5.9104HF6.3104C6H5NH24.01010HNO27.2104C5H5N1.5109 Ka Kb Ka，Kb 与温度有关。但由于弱与温度有关。但由于弱电电解解质质解离解离过过程的程的热热效效应应不大，所以温度不大，所以温度变变化化对对二者影响二者影响较较小。小。本讲稿第二十三页，共八十页2 解离度解离度 弱弱酸酸、弱弱碱碱在在溶溶液液中中解解离离的的程程度度可可以以用用解解离离度度 a 表表示示，HAc 的的解解离离度度 a 表表示示平平衡衡时时已已经经电电离离的的醋醋酸酸的的浓浓度度与与醋醋酸酸起起始始浓浓度度之之比，即：比，即：NH3 H2O 的解离度的解离度
16、为为：本讲稿第二十四页，共八十页 例例：a)计计算算 0.10 mol dm3 HAc 溶液的溶液的 H+和解离度；和解离度；b)计计算算 1.0103 mol dm3 NH3 H2O 的的 OH 和解离度。和解离度。已知已知 HAc 的的 Ka 1.8105，NH3H2O的的 Kb 1.8105 平衡常数平衡常数 Ka 和和 Kb不随浓度变化，但作为转化百分不随浓度变化，但作为转化百分数的解离度数的解离度 a，却随起始浓度的变化而变化。，却随起始浓度的变化而变化。起始起始浓浓度度 c0 越小，解离度越小，解离度 a 值值越大。越大。解离度解离度 a 经常用百分数表示。经常用百分数表示。本讲稿
17、第二十五页，共八十页 其中其中 x 表示平衡时已解离的表示平衡时已解离的 HAc 的浓度的浓度 各物质的平衡相对浓度各物质的平衡相对浓度 0.10 x x x 各物质的起始相对浓度各物质的起始相对浓度 0.10 0 0 即即 c0 400 Ka，有，有 0.10 x0.10，可以近似计算：，可以近似计算：解：解：a)反应方程式反应方程式 HAc H+Ac 平衡常数的表达式为平衡常数的表达式为 由于由于a)中中本讲稿第二十六页，共八十页 故故 H+1.34103 mol dm3 电离度电离度 若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，若不采用近似计算，而将平衡常数的值代入其表达式中，则有
18、：则有：本讲稿第二十七页，共八十页 解一元二次方程得解一元二次方程得 x=1.33103 即即 H+1.33103 mol dm3 解离度解离度 各物质的起始相对浓度各物质的起始相对浓度 1.0103 0 0 各物质的平衡相对浓度各物质的平衡相对浓度 1.0103y y y 其中其中 y 表示平衡时已解离的表示平衡时已解离的 NH3 H2O 的浓度的浓度 b)反应方程式反应方程式 NH3H2O NH4+OH本讲稿第二十八页，共八十页 不能近似计算，将不能近似计算，将 c01.0103mol dm3 和和 Kb 1.810 5 代入平衡常数表示式中：代入平衡常数表示式中：解一元二次方程得解一元二
19、次方程得 OH1.25104 mol dm3 解离度解离度本讲稿第二十九页，共八十页 若用近似计算：若用近似计算：与前面计算结果比较，计算误差较大。与前面计算结果比较，计算误差较大。本讲稿第三十页，共八十页8 1 3 多元弱酸的解离平衡多元弱酸的解离平衡 多元酸在水中是分步多元酸在水中是分步电电离的，以离的，以氢氢硫酸的解离硫酸的解离为为例：例：H2S H+HS HS H+S2本讲稿第三十一页，共八十页 在常温常在常温常压压下，下，H2S 气体在水中的气体在水中的饱饱和和浓浓度度约为约为 0.10 moldm3，据此可以，据此可以计计算出算出 H2S 的的饱饱和溶液中的和溶液中的 H+、HS
20、和和 S2。设设平衡平衡时时已解离的已解离的氢氢硫酸的硫酸的浓浓度度为为 x，则则 H+、HS 近似近似等于等于 x，而，而 H2S 0.10-x 0.10 moldm3 起始起始浓浓度：度：0.10 0 0 平衡平衡浓浓度：度：0.10 x x H2S H+HS 本讲稿第三十二页，共八十页 解得解得 x1.05104 故故 S2 1.31013 moldm3 即即 H+HS1.05104 moldm3 第二步第二步电电离平衡离平衡 HS H+S2 本讲稿第三十三页，共八十页 对对二元弱酸二元弱酸 H2S 来来说说，溶液的，溶液的 H+由第一由第一级电级电离决离决定，故比定，故比较较二元弱酸的
21、二元弱酸的强强弱，只弱，只须须比比较较其第一其第一级电级电离常数离常数K1 即可。即可。HS 的第二步解离极小可以被忽略，即的第二步解离极小可以被忽略，即HS H+而且而且 S2 K2 如果将如果将 K1 和和 K2 的表达式相乘，即可得到的表达式相乘，即可得到 H2S 2H+S2本讲稿第三十四页，共八十页 其平衡常数其平衡常数 K 的表达式的表达式为为：从二元弱酸从二元弱酸 H2S 的讨论中可得到以下结论的讨论中可得到以下结论:负二价酸根负二价酸根 S2 等于第二级电离常数等于第二级电离常数 K2。溶液的溶液的 H+由第一级电离决定；由第一级电离决定；负一价酸根负一价酸根 HS 等于体系中的
22、等于体系中的 H+；上述结论完全适用于一般的二元弱酸和二元中强酸。必上述结论完全适用于一般的二元弱酸和二元中强酸。必须注意的是，对于二元酸与其它物质的混合溶液，以上结论须注意的是，对于二元酸与其它物质的混合溶液，以上结论一般不适用。一般不适用。本讲稿第三十五页，共八十页例：例：a)求求 0.010 moldm3 的的 H2S 溶液中溶液中 H+、HS、S2 及及 H2S 的的浓浓度。度。b)若向上述溶液中加几滴若向上述溶液中加几滴浓盐浓盐酸，使其酸，使其浓浓度达到度达到0.010 moldm3，求溶液中，求溶液中 S2 的的浓浓度。度。H2S 的解离平衡常数的解离平衡常数 K1=1.1107
23、K2=1.31013 解：解：a)H2S 的起始浓度的起始浓度 c0=0.010 moldm3，其，其 H+由第由第一步电离决定。一步电离决定。起始起始浓浓度：度：0.010 0 0 平衡平衡浓浓度：度：0.010 x x H2S H+HS 本讲稿第三十六页，共八十页 解得解得 x 3.32105 即即 H+=HS=3.32105 moldm3 故故 S2 1.31013 moldm3 第二步第二步电电离平衡离平衡 HS H+S2 本讲稿第三十七页，共八十页 b)盐盐酸完全解离，体系中酸完全解离，体系中 H+0.010moldm3，在，在这样这样的的酸度下，已解离的酸度下，已解离的 H2S 以
24、及以及 H2S 解离出的解离出的 H+均可以忽略均可以忽略不不计计。设设 S2 为为 y，则则 平衡平衡浓浓度：度：0.01 0.010 y y 1.41018 即即 S21.41018 moldm3 H2S 2H+S2 本讲稿第三十八页，共八十页 计计算算结结果表明，由于果表明，由于0.010 moldm3 的的盐盐酸存在，使酸存在，使 S2 降低至原来的降低至原来的 9.3104 分之一，可分之一，可见见同离子效同离子效应应的影响之大。的影响之大。和二元酸相似，三元酸也是分步和二元酸相似，三元酸也是分步电电离的，由于离的，由于 K1，K2，K3 相差很大，三元酸的相差很大，三元酸的 H+也
25、以也以认为认为是由第一步是由第一步电电离决定的；离决定的；负负一价酸根离子的一价酸根离子的浓浓度等于体系中的度等于体系中的 H+；负二价的酸根离子的浓度等于第二级电离常数负二价的酸根离子的浓度等于第二级电离常数K2。本讲稿第三十九页，共八十页例例:已知已知 H3PO4 的各级电离常数的各级电离常数 K1=7.1103，K2 =6.3108，K3 =4.81013。求。求 H3PO4 的起始浓度的起始浓度 c0 多大多大时，体系中时，体系中 PO43 的浓度为的浓度为 4.0 1018 moldm-3。解：解：因为因为 K1 K2 K3 ，体系中的，体系中的 H+由由 H3PO4的第一步解离决定
26、。的第一步解离决定。起始起始浓浓度：度：c0 0 0 平衡平衡浓浓度：度：c0H+H+H+H3PO4 H+HPO4 本讲稿第四十页，共八十页 平衡常数表达式平衡常数表达式为为：第三步第三步电电离离 平衡常数表达式平衡常数表达式为为：HPO42 H+PO43本讲稿第四十一页，共八十页 所以所以 式中式中本讲稿第四十二页，共八十页3 同离子效应同离子效应 若若在在 HAc 溶液中加入一些溶液中加入一些 NaAc，NaAc 在溶液中完全解在溶液中完全解离，于是溶液中离，于是溶液中 Ac离子浓度增加很多，使醋酸的解离平衡左移，离子浓度增加很多，使醋酸的解离平衡左移，从而从而降低降低 HAc 的电离度的
27、电离度。例例：如果在如果在 0.10 mol dm3 的的 HAc 溶液中加入固体溶液中加入固体 NaAc，使，使 NaAc 的的浓浓度达度达 0.20 mol dm3，求，求该该 HAc 溶液的溶液的 H+和解离度和解离度 a。起始起始浓浓度度 0.10 0 0 平衡平衡浓浓度度 0.10 x x 0.20+x 解：解：HAc H+Ac本讲稿第四十三页，共八十页 将各平衡浓度代入平衡常数表达式将各平衡浓度代入平衡常数表达式:由于由于c0 Kb 400，同，同时时可可认为认为 0.20 x 0.20，0.10 x 0.10。故平衡常数表达式。故平衡常数表达式变为变为：本讲稿第四十四页，共八十页
28、 即即 H+9.0106 moldm3 解离度解离度 与前面与前面计计算算结结果果 1.33 相比，相比，加入加入强强电电解解质质后，后，解离度解离度 缩缩小了小了 149 倍倍。上述上述计计算算结结果果说说明：明：在弱在弱电电解解质质的溶液中，加入与其具的溶液中，加入与其具有共同离子的有共同离子的强强电电解解质质，使弱，使弱电电解解质质的解离平衡左移，从而降的解离平衡左移，从而降低弱低弱电电解解质质的解离度。的解离度。这这种影响叫做同离子效种影响叫做同离子效应应。本讲稿第四十五页，共八十页3 酸碱指示剂酸碱指示剂 借助于颜色的改变来指示溶液借助于颜色的改变来指示溶液pH的物质叫做酸碱指示剂。
29、的物质叫做酸碱指示剂。酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸或弱碱。酸碱指示剂通常是一种复杂的有机物，并且都是弱酸或弱碱。酸分子酸分子 HIn 显红显红色，酸根离子色，酸根离子 In 显显黄色，当黄色，当 HIn和和 In 相等相等时时溶液溶液显显橙色。橙色。例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸例如甲基橙指示剂就是一种有机弱酸:HIn H+In 其平衡常数表达式其平衡常数表达式为为：本讲稿第四十六页，共八十页 可化成可化成:式中式中 Ki 是指示是指示剂剂的解离常数。可以看出，当的解离常数。可以看出，当 H+Ki，即，即 pHp Ki 时时，溶液中，溶液中 InHIn，这时这时溶液溶液显显
30、HIn和和In的中的中间颜间颜色，例如甲基橙的橙色。故色，例如甲基橙的橙色。故将将 pHp Ki 称称为为指示指示剂剂的理的理论变论变色点色点。当当 HInIn10 时时，明确，明确显显示示 HIn 的的颜颜色；色；对于一般指示剂：对于一般指示剂：当当 InHIn10 时时，明确明确显显示示In的的颜颜色。色。本讲稿第四十七页，共八十页指示指示剂剂变变色范色范围围pH酸酸 色色碱碱 色色甲基橙甲基橙3.2 4.4红红黄黄溴酚溴酚蓝蓝3.0 4.6黄黄蓝蓝溴百里酚溴百里酚蓝蓝6.0 7.6黄黄蓝蓝中性中性红红6.8 8.0红红亮黄亮黄酚酚 酞酞8.2 10.0无色无色红红达旦黄达旦黄12.0 1
31、3.0黄黄红红 把把这这一一 pH 间间隔称隔称为为指示指示剂剂的的变变色色间间隔或隔或变变色范色范围围。存在关系式：存在关系式：本讲稿第四十八页，共八十页8 1 4 缓缓冲溶液冲溶液 缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保缓冲溶液是一种能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持体系的持体系的 pH 基本不变的溶液。基本不变的溶液。缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系。缓冲作用的原理与前面讲过的同离子效应有密切的关系。缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组缓冲溶液一般是由弱酸和弱酸盐组成或由弱碱和弱碱盐组成的。例如成的。例如 HAc 和和 NaAc，NH3H2O 和
32、和 NH4Cl，以及，以及NaH2PO4 和和 Na2HPO4 等都可以配制成保持不同等都可以配制成保持不同 pH 值的缓冲溶液。值的缓冲溶液。本讲稿第四十九页，共八十页例：以例：以 HCN 和和 NaCN 构成的缓冲溶液构成的缓冲溶液 溶液中存在起始浓度为溶液中存在起始浓度为 c酸酸 的弱酸的解离平衡，由于起始浓的弱酸的解离平衡，由于起始浓度为度为 c盐盐 的强电解质弱酸盐的强电解质弱酸盐 NaCN 的存在，故平衡时各物质的浓的存在，故平衡时各物质的浓度如下：度如下：平衡平衡浓浓度：度：c酸酸x x c盐盐+x 由于同离子效应，近似有由于同离子效应，近似有 c酸酸x c酸酸，c盐盐+x c盐
33、盐 HCN H+CN 故故本讲稿第五十页，共八十页 上式上式说说明：混合溶液的明：混合溶液的 pH 首先决定于弱酸的首先决定于弱酸的 Ka 值值，其次决定于弱酸和弱酸其次决定于弱酸和弱酸盐盐的的浓浓度之比。度之比。这这种溶液就是种溶液就是缓缓冲冲溶液。溶液。取取负对负对数数 故有故有本讲稿第五十一页，共八十页 例例:缓缓冲溶液中有冲溶液中有 1.00moldm3 的的 HCN 和和 1.00moldm3 的的 NaCN，试计试计算算 1)缓冲溶液的缓冲溶液的 pH；2)将将 10.0cm3 1.00 moldm3 HCl 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 该该缓冲溶液中引起的缓冲溶液中引起
34、的 pH 变化；变化；3)将将 10.0cm3 1.00 moldm3 NaOH 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 该缓冲溶液中引起的该缓冲溶液中引起的 pH 变化；变化；4)将将 1.0 dm3 该溶液加水稀释至该溶液加水稀释至 10 dm3，引起的，引起的 pH变化。变化。本讲稿第五十二页，共八十页 平衡平衡浓浓度：度：x 2)在在 1.0 dm3 缓缓冲溶液中，含冲溶液中，含 HCN 和和 NaCN 各是各是1.0 mol，加入的，加入的 HCl 相当于相当于 0.01mol H+，它将消耗，它将消耗0.01mol 的的 NaCN 并生成并生成 0.01mol HCN，故有，故有:H
35、CN CN H+解：解：1)根据根据本讲稿第五十三页，共八十页 相对而言，若将相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 moldm3 HCl 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 纯水中，纯水中，pH 将从将从 7 变化为变化为 2。根据：根据：本讲稿第五十四页，共八十页 3)在在 1.0 dm3 缓缓冲溶液中，含冲溶液中，含 HCN 和和 NaCN 各是各是1.0 mol，加入的加入的 NaOH 相当于相当于 0.01mol OH，它将消耗，它将消耗0.01mol 的的 HCN 并生成并生成 0.01mol CN 离子，故有离子，故有 平衡平衡浓浓度：度：y HCN CN H+根据根据本讲
36、稿第五十五页，共八十页 相对而言，若将相对而言，若将 10.0 cm3 1.00 moldm3 NaOH 溶液加入到溶液加入到 1.0 dm3 纯水中，纯水中，pH 将从将从 7 变化为变化为 12。本讲稿第五十六页，共八十页 4)将将 1.0 dm3 该缓该缓冲溶液加水稀冲溶液加水稀释释至至 10.0 dm3 时时，c酸酸 和和 c盐盐 的数的数值值均均变变化化为为原来的十分之一，但两者的比原来的十分之一，但两者的比值值不不变变。根据根据 故故该缓该缓冲溶液的冲溶液的 pH 不不变变。缓缓冲溶液中冲溶液中发挥发挥作用的的弱酸和弱酸作用的的弱酸和弱酸盐盐(或弱碱和弱碱或弱碱和弱碱盐盐)称称为缓
37、为缓冲冲对对。缓缓冲冲对对的的浓浓度越大，当加入度越大，当加入强强酸或酸或强强碱碱时时其其浓浓度度值值及其比及其比值值改改变变越小，即抵制酸碱影响的作用越越小，即抵制酸碱影响的作用越强强。本讲稿第五十七页，共八十页 缓缓冲冲对对的的浓浓度越大，度越大，缓缓冲溶液的冲溶液的缓缓冲容量越大。冲容量越大。配制配制缓缓冲溶液冲溶液时时，要先找出与溶液所要控制的，要先找出与溶液所要控制的 pH 值值相当的相当的 pKa值值的弱酸，再与的弱酸，再与该该弱酸的弱酸的强强碱碱盐盐按一定的比例配成按一定的比例配成浓浓度合适度合适的溶液。当的溶液。当 c酸酸c盐盐 的的值值从从 0.1 变变化到化到 10 时时，
38、则缓则缓冲溶液的冲溶液的pH 在在 p1 之之间变间变化。化。若用弱碱和弱碱若用弱碱和弱碱盐盐配成配成缓缓冲溶液，其公式冲溶液，其公式则则可写成可写成 本讲稿第五十八页，共八十页所以：所以：例：用例：用 NH3H2O 和和 NH4Cl 配制配制 pH10 的的缓缓冲冲溶液，求比值溶液，求比值 c碱碱/c盐盐。解：解：弱碱弱碱 NH3H2O 的的 Kb 1.8105，pH10 的的缓缓冲溶冲溶液，其液，其 pOH4，根据：根据：故：故：本讲稿第五十九页，共八十页8 2 2 盐盐的水解的水解 8 21 水解平衡常数水解平衡常数 1 弱酸强碱盐弱酸强碱盐 以以 NaAc 溶于水生成的溶液溶于水生成的
39、溶液为为例，可以写出例，可以写出 NaAc 的水解的水解平衡式：平衡式：水解的水解的结结果使得溶液中果使得溶液中 OH H+，NaAc 溶液溶液显显碱性。碱性。Ac H2O HAc OH 本讲稿第六十页，共八十页 平衡常数表达式平衡常数表达式为为：Kh 是水解平衡常数。在上式的分子分母中各乘以平是水解平衡常数。在上式的分子分母中各乘以平衡体系中的衡体系中的 H+，上式，上式变为变为 即即本讲稿第六十一页，共八十页 弱酸弱酸强强碱碱盐盐的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh 等于水的离子等于水的离子积积常数常数与弱酸的与弱酸的电电离平衡常数的比离平衡常数的比值值。由于由于盐盐的水解平衡常数相当小，故
40、的水解平衡常数相当小，故计计算中可以采用近似的方法算中可以采用近似的方法来来处处理。理。NaAc 的水解平衡常数：的水解平衡常数：本讲稿第六十二页，共八十页2 强强酸弱碱酸弱碱盐盐 以以 NH4Cl 为为例，其水解平衡式例，其水解平衡式为为：NH4+和和 OH 结结合成弱合成弱电电解解质质，使，使 H2O 的的电电离平衡离平衡发发生移生移动动，结结果溶液中果溶液中 H+OH，溶液，溶液显显酸性。酸性。可以推出可以推出强强酸弱碱酸弱碱盐盐水解平衡常数水解平衡常数 Kh 与弱碱的与弱碱的 Kb 之之间间的关系如下：的关系如下：NH4+H2O NH3H2O H+本讲稿第六十三页，共八十页3 弱酸弱碱
41、盐弱酸弱碱盐 以以 NH4Ac 为为例，其水解平衡式可写成：例，其水解平衡式可写成：平衡常数表达式平衡常数表达式为为：HN4+Ac H2O NH3H2O HAc 本讲稿第六十四页，共八十页 NH4Ac 的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh：即即 与与 NaAc 的的 Kh 和和 NH4Cl 的的 Kh 相比，相比，NH4Ac 的水的水解平衡常数解平衡常数扩扩大了大了 1.0105 倍。倍。显显然然 NH4Ac 的双水解的的双水解的趋趋势势要比要比 NaAc 或或 NH4Cl 的的单单方向水解的方向水解的趋势趋势大得多。大得多。本讲稿第六十五页，共八十页 可可见见影响水解平衡常数的一个重要的因素，
42、即生成影响水解平衡常数的一个重要的因素，即生成盐盐的酸碱越弱，即的酸碱越弱，即Ka 、Kb 越小，越小，则盐则盐的水解平衡常数的水解平衡常数 Kh 越大。越大。综综合以上合以上结论结论：例如：例如：NaAc 和和 NaF 同同为为弱酸弱酸强强碱碱盐盐，由于，由于 HAc 的的 Ka 小于小于 HF 的的 Ka ，故当，故当 NaAc 溶液和溶液和 NaF 溶液的溶液的浓浓度度相同相同时时，NaAc 的水解程度要大于的水解程度要大于 NaF。本讲稿第六十六页，共八十页 盐盐的水解一般是吸的水解一般是吸热过热过程，程，H 0，由公式，由公式 可知，当温度升高可知，当温度升高时时平衡常数平衡常数 K
43、h 增大，因此升高温度可以促增大，因此升高温度可以促进进水解的水解的进进行。行。例如例如 FeCl3 的水解，常温下反的水解，常温下反应应并不明并不明显显，加，加热热后反后反应应进进行得行得较彻较彻底，底，颜颜色逐色逐渐渐加深，生成加深，生成红红棕色沉淀棕色沉淀。本讲稿第六十七页，共八十页8 21 水解度和水解平衡的水解度和水解平衡的计计算算1 单单水解水解过过程的程的计计算算 NaAc 水解反水解反应应的方程式如下的方程式如下:起始起始浓浓度：度：c0 0 0 平衡平衡浓浓度：度：c0 x x x Ac H2O HAc OH 本讲稿第六十八页，共八十页 Kh 很小，近似有很小，近似有 Ac
44、c0 若用弱酸的若用弱酸的电电离平衡常数表示，上式离平衡常数表示，上式则变为则变为：解得解得 即即本讲稿第六十九页，共八十页 水解反水解反应应的程度用水解度的程度用水解度 h 表示表示:用弱酸的用弱酸的电电离平衡常数表示，可写成：离平衡常数表示，可写成：同理可推同理可推导导出弱碱的水解度表达式：出弱碱的水解度表达式：本讲稿第七十页，共八十页 例例:求求 0.10 moldm3 NH4Cl 溶液的溶液的 pH 和水解度和水解度。故故 pH 5.13 水解度水解度 解：解：本讲稿第七十一页，共八十页 可以看出，当水解平衡常数可以看出，当水解平衡常数 Kh 一定时，盐的起始浓一定时，盐的起始浓度度
45、c0 越小，水解度越小，水解度 h 越大，即稀溶液的水解度比较大。越大，即稀溶液的水解度比较大。这一结果也可以从平衡移动的角度得出。这一结果也可以从平衡移动的角度得出。一定浓度的一定浓度的 NH4Cl 溶液达到水解平衡时，有关系式溶液达到水解平衡时，有关系式：本讲稿第七十二页，共八十页 将溶液加水稀将溶液加水稀释释，体，体积变积变成原来的成原来的 10 倍，于是各物倍，于是各物质质的的浓浓度均度均变变成原来的成原来的 1/10，此，此时时的的 Qc 可以表示可以表示为为:即即 Qc Kh ，平衡要向，平衡要向继续继续水解的方向移水解的方向移动动，故稀，故稀释释时盐时盐的水解度增大。的水解度增大
46、。本讲稿第七十三页，共八十页 水解度水解度 盐盐的水解会使溶液的酸度改的水解会使溶液的酸度改变变，根据平衡移，根据平衡移动动的原理，可的原理，可以通以通过调过调解溶液的酸度来控制解溶液的酸度来控制盐盐的水解。的水解。与未稀与未稀释释前相比，可以看出稀溶液的水解度增大。前相比，可以看出稀溶液的水解度增大。例如，例如，实验实验室室配制配制 SnCl2 溶液，用盐酸来溶解溶液，用盐酸来溶解 SnCl2 固体，固体，原因就是用酸来抑制原因就是用酸来抑制 Sn2+的水解。的水解。本讲稿第七十四页，共八十页2 双水解双水解过过程的程的计计算算 在这里我们只研究由一元弱酸在这里我们只研究由一元弱酸 HA 和
47、一元弱碱和一元弱碱 MOH生成生成的弱酸弱碱盐的弱酸弱碱盐 MA 溶液的溶液的 H+。将将 MA 溶于溶于 H2O 中，阳离子中，阳离子 M+和酸根阴离子和酸根阴离子A 起始起始浓浓度均度均为为 c0 两个水解反两个水解反应应同同时时达到平衡达到平衡 M+H2O M(OH)H+A H2O HA OH 本讲稿第七十五页，共八十页 有有 1 个个 M(OH)生成，生成，则产则产生生 1 个个 H+；而有一个；而有一个 HA 生成生成则则有有 1 个个 OH 去中和一个去中和一个 H+。故。故 H+MOH HA (1)M+的水解平衡常数表达式的水解平衡常数表达式为为 由此可得出由此可得出 (2)本讲
48、稿第七十六页，共八十页 A 的水解平衡常表达式的水解平衡常表达式为为 由此可得出由此可得出 将将(2)和和(3)代入代入(1)中中:(3)本讲稿第七十七页，共八十页 将上式两边分别乘以将上式两边分别乘以 Ka Kb H+，得，得 当当 Ka 与与 c0 相比相比很小很小时时，M+和和 A 的水解程度极的水解程度极小，小，近似有近似有 M+A c0 整理得：整理得：本讲稿第七十八页，共八十页 当当 c0 Ka 时时，近似有，近似有 Ka c0 c0 可可见见弱酸弱碱弱酸弱碱盐盐水溶液的水溶液的 H+与与盐盐溶液的溶液的浓浓度无直度无直接关系。但接关系。但该该式成立的式成立的 前提是前提是 Ka
49、与与 c0 相比相比很小且很小且 c0 Ka ，所以，所以盐盐的起始的起始浓浓度度 c0 不能不能过过小。小。对对 0.1moldm3 NH4Ac 溶液，由溶液，由 Ka=Kb=1.8105，可知，可知 H+1.0107 moldm3，即溶液显中性。但当，即溶液显中性。但当 Ka 和和 Ka 不相等时，溶液则不显中性。不相等时，溶液则不显中性。本讲稿第七十九页，共八十页pH 6.23 因为因为 Ka 比比 Kb 大，故弱碱的水解程度比弱酸的水解大，故弱碱的水解程度比弱酸的水解程度大些，故溶液中程度大些，故溶液中 H+OH，溶液显酸性。，溶液显酸性。例：求例：求 0.10 moldm3 的的 NH4F 溶液的溶液的 pH。解：解：本讲稿第八十页，共八十页